8 Kemisk bindning Varför är CO2 och SiO2 så olika? och grafit och diamant? Varför dominerar N i luften, men O i marken? Hur kan levande organismer skilja på Fe2+ i hemoglobin och Mg2+ i klorofyll? Varför behövs vissa vitaminer? Varför är vissa ämnen giftiga? Vad är livet? ... Alla svaren finns i begreppet kemisk bindning Kap. 8 8.1 – 8.4 8.5 8.6 8.7 – 8.13 Läs Skumma Läs Studera Jonbindning Exempel: NaCl Na+ jonföreningar Cl- Coulombs lag: E 2,3110 19 Q1 Q 2 J nm Q1, Q2 = laddningarna = avståndet mellan jonernas centra Ex. NaCl = 2,76Å = 0,276nm Q1 = +1, Q2 = -1 (1) (1) E 2,311019 J nm 8,37 1019 J 0,276nm — per Na+ - Cl- par På en mol blir det -6,022·1023·8,37·10-19J = -504kJ Na+ + Cl- NaCl, energin minskar. Kovalent bindning Ex. H2, fig. 8.1, zumdahl Nollpunkten för energin E är definierad vid oändligt avstånd. Attraktion: Repulsion: protonere- +- + eller + + e- - e- Ett optimalt avstånd finns, där E är lägst. H(g) + H(g) H2(g) E = -458kJ/mol Bindningslängden: avståndet mellan två bundna atomer. Kovalenta bindningar dominerar i biologin. De ingående atomslagen är samtliga elektronegativa F, O, N, Cl, H, C, S, P, ... Mellanformer jon-/kovalent bindning Ex. HF + H+ F- - — polär kovalent bindning I verkligheten är alla bindningar mellan olika atomslag mellanformer av jon- och kovalent bindning. Elektronegativitet förmågan att attrahera elektroner Linus Paulings elektronegativitetsvärden Np (BD: tabell 4·4, sid. 49) Elektronegativiteten ökar Li 1,0 Na B H 2,0 C 2,5 2,1 N 3,0 O 3,5 F 4,0 Cl 0,9 3,0 K Br 0,8 Rb Periodiska systemet 2,8 I 0,8 2,5 Cs At 0,7 2,2 Fr 0,7 Ex. Np H–H 0 Cl – H 0,9 F–H 1,9 Bindnings kovalent polär kovalent jon typer Cl – Na 2,1 Polära bindningar Om två atomer har olika elektronegativitet blir bindningen + blir bindningen polär Molekylen får ett dipolmoment. + tecken - . Pilen anger vart e- drar sig. Polära molekyler: Vilka molekyler är polära? CO2, HCl, Cl2, CCl4 H - - O N + H2O H C Icke polär men H H H H NH3 + H H CH4 H Elektronfigurationer för joner Ca O [Ar] 4s2 [He] 2e- 2s2 2p4 Ca2+ + O2- [Ar] [Ne] stabila joner Isoelektriska joner: joner med samma elektronfiguration. Ex. S2-, Cl-, K+, Ca2+ radierna minskar = [Ar] = samma antal e-. men kärnans laddningar ökar med Z, jonradierna minskar med Z. Radie (Å) 3 (K) >> (K+) (O) << (O2-) Cs Rb K 2 Ba2+ Tl3+ In3+ Ga3+ Al3+ Sr2+ Ca2+ Na Cs+ Rb+ K+ Li Al IBr Cl- F- Te2Se2S2- As3P3- N3- O2- Be Cl Na+ 1 Mg2+ O Li+ Be2+ laddning B3+ +3 +2 +1 0 -1 -2 elektroner -3 Gitterenergi (eng. Lattice energy) Varför bildas salter M+X- ? Svar: En stor energivinst fås då + och packas tätt. Däremot kostar det energi att bilda jonerna ut grundtillståndens atomer. Joniseringsenergi = den minsta energi som krävs för att lyfta ut en elektron från en atom i grundtillståndet i gasfas: Mg(g) Mg+(g) + eDetta kräver alltid energi: EIE > 0 BD: 4.1 Metallerna har låga joniseringsenergier och blir därför ett 3D nätverk av + med ett hav av elektroner däremellan: + + + + + + + + + + + + + + + + + + Elektronaffinitet: upptaget av en elektron, dvs bildnadet av en anjon innebär ibland energivinst (EEA < 0: C, O, F) och ibland en energiförlust (EEA > 0: O-, S-). Xn-(g) + e- X(n+I)-(g) EEA BD: 5.10 28:6 Q _____ 1·Q2 Gitterenergin = k · <0 Alltså BD: 5.9 EMgO = -3791kJ/mol, ENaF = -918kJ/mol |EMgO| >|ENaF|, ty Q = 2 resp 1 Ex. Mg(s) + ½ O2(g) MgO(s) BD: 56 44 56 115 115 Steg: H0at EIE H0at EEA EMgO 1. Förgasa Mg: Mg(s) Mg(g) H = 147,7kJ/mol 2. Jonisera Mg: Mg(g) Mg2+(g) H = 2189kJ/mol 3. Dissociera O2: ½ O2(g) O(g) H = 249,2kJ/mol 4. Jonisera O: O(g) O2-(g) H = 657kJ/mol 5. Bilda MgO(s): Mg2+(g) + O2-(g) MgO(s) H = -3791kJ/mol Mg(s) + ½ O2(g) MgO(s) H = -548kJ/mol Kolla i BD Hf0 (MgO) = -601,7kJ/mol Bindningsenergier i kovalenta bindningar Enkelbindningar Dubbelbindningar Trippelbindningar BD: 4·6 200 ~ 400kJ/mol dubbla energin tredubbla energin Bindningslängder C ( ( C 1,54Å C 1,34Å C 1,20Å C ( ( C C – N och C – O 1,43Å, bara C – H är under 1Å (~0,9Å) Ex. N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) H = ? H = energin som behövs att bryta bindningar energin som frigjorts när bindningar bildas. BD: 4·6 H = E(NN) + 3·E(HH) – 2·3 E(NH) = 945,4kJ/mol + 3·435,9kJ/mol – 6·391kJ/mol = -92,9kJ/mol Jfm. Hf0(NH3) Lewisstrukturer Kemi = interaktion mellan + och - -laddningar. De inre elektronerna (core elektrons) dras så tätt till kärnan att vi kan betrakta dem + en liten positivt laddad sfär. Runt den finns ett fåtal valenselektroner. Det är dessa som gör kemin. Lewisstrukturer visar var valenselektronerna finns i molekyler. Elektronstruktur med punkter/streck: N (7): [He] 2s2 2sx1 2py1 2pz1 N H •, l Ne l, l O l, l cl •, Om s2p6 är helt fyllt fås en oktett: K •, Mg l l Ar l Oktettregeln: Atomerna försöker dela elektronerna mellan sig för att båda ska kunna bilda oktetter. Undantag: B, Be, ibland S, P mfl. i 3:e perioden. Hur man ritar upp en Lewisstruktur: 1. Summera alla atomernas valenselektroner. 2. Förbind alla atomerna med var sitt e- par. 3. Placera övriga elektronpar så att oktettregeln uppfylls. Ex: N2H4 4. Ibland får man ta dubbel- eller trippelbindningar. 5. Om många atomer ingår: placera först ut enkelbindningarna mellan atomerna, sedan restrerande elektronpar på de yttersta atomerna. Om centralatomen inte får full oktett: gör dubbelbindning(ar). Ex. C2H4 6. Minimera formella laddningarna. Exempel: H2O, CO2, CN- Undentag: BF3, SF6, ICl4- Mer om oktettregeln ... • C, N, O, F uppfyller alltid oktettregeln • B och Be: < 8e-, mycket reaktiva • Grundämnena i andra perioden kan inte ha mer än 8e-. • Grundämnena i 3:e eller högre perioder kan ha mer än 8e-, i d orbitaler. Udda elektroner: radikaler N=O RESONANS N N o o o o N o o o NO3- : o o Alla tre syrena är likvärda! o o o N Resonans ökar molekylens stabilitet. Bensen (Kekulé 1865) H C C HC CH HC CH HC H CH CH HC C C H H eller Formell laddning • Fria elektronpar ger 2 elektroner till sin atom. • Enkel kovalent bindning ger 1 elektron/atom. • Dubell kovalent bindning ger 2 elektroner/atom. ... ... XeO3 • Lägsta laddningarna är mest sannolikt. • Negativa formella laddningar på de mesta • Elektronegativa atomerna är mest sannolikt. VSEPR ger 3D strukturen — Valence Shell Electron Pair Repulsion Molekylers 3D-struktur är mycket viktig, särskilt i biokemin. Experimentellt kan 3D strukturen bestämmas med röntgenkristallografi, NMR mm. På skrivborden kan man förutsäga 3D strukturen bra med Lewisstrukturer + VSEPR. Den enkla regeln: elektronparen försöker undvika varandra, särskilt fria elektronpar. Dubbelbindningar: H H C C All 6 atomerna i ett plan, men elektronerna i bindningen ligger inte i detta plan. H H Dubbelbindningar räknas som enkelbindningar vid geometrisk härledning av strukturen.